Le forze intermolecolari Manifestazione delle forze intermolecolari
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- Gaetano Forte
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1 1 Le forze intermolecolari Manifestazione delle forze intermolecolari 2 I gas nobili (He, Ne, Ar...) che NON formano legami chimici dovrebbero restare gassosi a qualsiasi temperatura. Invece a T molto basse (per Ne 246 C) i gas nobili diventano liquidi e a T ancora più basse possono diventare solidi 1
2 Manifestazione delle forze intermolecolari 3 Le molecole sono tenute assieme da legami covalenti che determinano la forma della molecola Le molecole si attraggono tra loro tramite le forze intermolecolari che determinano l aggregazione in liquidi e solidi Le forze intermolecolari hanno energie più basse dei legami covalenti energia di legame (ClCl) = 240 kj/mol energia (Cl 2 Cl 2 ) = 3,0 kj/mol legame chimico forze intermolecolari Le forze intermolecolari sono importanti perchè: permettono la formazione dei liquidi e di alcuni solidi influenzano la solubilità determinano la struttura terziaria e quaternaria delle proteine 4 Forze relativa delle interazioni intermolecolari molecole polari molecole non polari 2
3 Interazione ioneione (legame ionico) 5 Sono le forze di attrazione coloumbiana tra ioni a carica + e ioni a carica L energia dell interazione ha la relazione : E q 1 q 2 /d q 1 e q 2 : cariche di anione e catione d: è la distanza tra loro La forte attrazione a lunga distanza tra ioni di carica opposta è responsabile delle elevate T di ebollizione e di fusione dei compisti ionici Interazioni ionedipolo 6 d q dipolo forze di attrazione coloumbiana tra un catione e la carica negativa parziale (oppure anione e carica poisitiva parziale) di una molecola polare L energia dell interazione ha la relazione : E q dipolo/d 2 Sono responsabili del processo di idratazione che segue la dissoluzione di un solido ionico in un solvente polare (come H2O) 3
4 Interazioni ionedipolo ed idratazione dei cationi 7 Mg 2+ Gli ioni con carica maggiore e raggi ionici piccoli (e.g. Li +, Mg 2+, Be 2+ ) interagiscono più intensamente con le molecole di H 2 O (polare) e si circondano di (fino a) 1520 molecole di H 2 O (gusci di idratazione) Cs + Gli ioni con carica minore e raggi ionici grandi (e.g. Cs +, Rb + ) interagiscono meno intensamente con le molecole di H 2 O e si circondano di poche molecole di H 2 O Interazioni dipolodipolo 8 Derivano dall interazione tra parti positive e negative delle molecole polari (formazione di network ) L energia dell interazione ha la relazione: dip 1 e dip 2 : dipoli delle molecole interagenti d: è la distanza E dip 1 dip 2 /d 3 Influenzano la formazione dello stato liquido di molcole polari e i processi di solubilizzazione di composti polari in solventi polari (e.g. H 2 O e etanolo) 4
5 Interazioni ionedipolo indotto e dipolodipolo indotto 9 Dipolo indotto: formazione di un dipolo in una molecola non polare (eg. O 2 ) in seguito alla distorsione della sua nuvola elettronica in vicinanza di una un campo elettrico esterno dovuto alla presenza di uno ione o di una molecola polare nelle vicinanze Polarizzazione: il processo di induzione di un dipolo 10 Interazioni ionedipolo indotto e dipolodipolo indotto La formazione di dipoli indotti è tanto maggiore quanto più la nuvola elettronica è estesa (lontana dal nucleo). La formazione di dipoli indotti aumenta all aumentare del numero degli elettroni interni polarizzabilità In generale per una serie di molecole appartenenti ad una stessa classe aumenta con l aumentare della massa molare 5
6 Interazioni con dipoli indotti 11 ionedipolo indotto: es. : responsabili della dissoluzione di soluti ionici (e.g. NaCl) in solventi non polari (e.g. CCl 4 ) dipolodipolo indotto: es.. responsabili della dissoluzione di soluti non polari (e.g. O 2 ) in solventi polari (e.g. H 2 O) Interazioni tra molecole non polari: le forze di van der Waals (o di dispersione o di London) 12 Dovute al continuo cambiamento di posizione degli elettroni in una molecola (distorsioni della nuvola elettronica) che trasformano la molecola in un dipolo istantaneo (=temporaneo) L energia dell interazione ha la relazione: E cost(a,b)/d 6 Agiscono tra tutti i tipi di molecole, ma sono le uniche forze di attrazione per molecole non polari 6
7 Le forze di van der Waals 13 Aumentano all aumentare del peso molecolare: molecole piccole e apolari hanno le forze più deboli solido I 2 > Br 2 > Cl 2 > F 2 gas liquido gas Le forze di van der Waals 14 Hanno intensità maggiori nel caso di molecole cilindriche (allungate) rispetto a molecole sferiche Maggiori forze attrattive 7
8 Influenza della struttura geometrica sulle forze di London 15 Dipendenza dalla distanza delle forze intermolecolari 16 distanza, d /d 6 1/d 4 Energia, E /d 3 1/d 2 ionedipolo dip.dip. 40 ionedip.ind. dip.ind.dip.ind. 50 8
9 Legame ad idrogeno (HB) 17 E costituito da un atomo di H che si mette a ponte tra due atomi molto elettronegativi Proprietà del legame idrogeno 18 Se X è un atomo molto elettronegativo il legame XH in una molecola è molto polare Si genera una parziale carica positiva su H H è un atomo molto piccolo e quindi può avvicinarsi molto ad un atomo di un altra molecola La parziale carica positiva su H attrae un atomo elettronegativo (Y) I tre atomi devono essere allineati e ad una distanza stabilita ( Å) E estremamente diffuso ed importante δ δ+ X H Y Å 9
10 Il legame ad idrogeno 19 HB è responsabile del fatto che l acqua sia liquida fino a 100 C Proprietà fisiche influenzate da legami HB 20 Punto di ebollizione di composti H n X I composti NH 3, HF e H 2 O sono fortemente fuori scala per via della presenza di interazioni HB (che prevalgono su quelle di van der Waals) 10
11 Le strane proprietà dell acqua 21 In genere la densità dei liquidi è inferiore a quella dei solidi caso particolare ACQUA/GHIACCIO Nel ghiaccio ogni molecola di H 2 O dà 4 legami HB. Gli atomi di H e quelli di O si trovano disposti ai vertici di un tetraedro con disposizione regolare Ghiaccio ha una struttura aperta (quindi meno densa del liquido). Quando fonde parte degli HB si rompono e la densità aumenta Forze repulsive 22 11
12 23 Esercizi ed esempi: su legame chimico e forze intermolecolari Temperature K metallic lattice Van der Waals forces diagram structure forces of attraction broken when the solid melts save and close screen covalent macro molecular (giant covalent) metallic close screen 12
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28 Ni. 27 Co. 29 Cu. 26 Fe. 45 Rh. 46 Pd. 47 Ag. 44 Ru
Il legame chimico 1 2 3 4 5 6 7 8 1 1s 2 e 1s 2 3 Li 2s 4 Be 2s 2 5 B 2s 2 p 6 C 2s 2 p 2 7 N 2s 2 p 3 8 O 2s 2 p 4 9 F 2s 2 p 5 10 Ne 2s 2 p 6 11 Na 3s 12 Mg 3s 2 13 Al 3s 2 p 14 Si 3s 2 p 2 15 P 3s 2
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